Lidhja kimike dhe elektronegativiteti: nga çiftet e përbashkëta te rrjetat jonike

Pse formohet një lidhje: energjia kundrejt distancës

Dy atome hidrogjeni larg njëri-tjetrit nuk bashkëveprojnë. Ndërsa afrohen, çdo elektron tërhiqet nga të dyja bërthamat dhe energjia ulet. Edhe më afër, dy bërthamat zmbrapsin fort njëra-tjetrën dhe energjia rritet. Gjatësia e lidhjes është distanca në fund të kësaj grope energjie, 74 pm për H₂, dhe thellësia e gropës është energjia e lidhjes, 436 kJ/mol për H–H në tabelën 7.2 të OpenStax Chemistry 2e.

Çdo lidhje është ekuilibër tërheqjeje dhe zmbrapsjeje, ndaj këputja e një lidhjeje kërkon gjithmonë energji dhe formimi i saj gjithmonë çliron energji. Një reaksion është ekzotermik kur lidhjet e formuara janë në tërësi më të forta se lidhjet e këputura.

Elektronegativiteti dhe shkalla nga kovalente te jonike

Elektronegativiteti mat sa fort e tërheq një atom çiftin e përbashkët të elektroneve në një lidhje. Shkalla e Pauling-ut është më e zakonshmja. Ajo është një numër i llogaritur pa dimension, jo një veti e matur. Në figurën 7.6 të OpenStax, fluori është më i larti me 4.0, i ndjekur nga oksigjeni me 3.5 dhe azoti e klori me 3.0, ndërsa metalet e grupit 1 janë më të ulëtit, si natriumi me 0.9. Vlerat rriten përgjatë një periudhe dhe ulen poshtë një grupi.

Diferenca ΔEN midis dy atomeve të lidhur jep një tip të përafërt lidhjeje. OpenStax përdor këta kufij orientues: nën 0.4, kovalente jopolare; 0.4 deri në 1.8, kovalente polare; mbi 1.8, jonike. Atomi më elektronegativ mbart ngarkesën e pjesshme negative, δ−.

Kufijtë janë orientues dhe kanë përjashtime reale. HF ka ΔEN = 1.9, por është molekulë kovalente, dhe SiF₄, me ΔEN = 2.2 për çdo lidhje Si–F, është gaz molekular. Përdore ΔEN për të krahasuar lidhjet, jo për ta klasifikuar me siguri një përbërje.

Shembull i zgjidhur: renditja e gjashtë lidhjeve sipas polaritetit

Rendit B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl dhe K–Br nga më pak polarja te më polarja, duke përdorur vlerat e vjetra të Pauling-ut në figurën 7.6 të OpenStax: H 2.1, B 2.0, C 2.5, N 3.0, O 3.5, Al 1.5, P 2.1, Cl 3.0, Br 2.8 dhe K 0.8.

Diferencat janë B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 dhe K–Br 2.0, dhe kjo është renditja. Dy rezultate befasojnë shumë nxënës. Te B–H, hidrogjeni është skaji negativ, sepse bori është më pak elektronegativ se hidrogjeni. Dhe K–Br bie në zonën jonike, në përputhje me faktin që bromuri i kaliumit është trup i ngurtë jonik, ndërsa Al–Cl ndodhet afër majës së zonës kovalente polare; kloruri i aluminit përshkruhet si jonik në disa faza dhe si molekular në të tjera.

Momentet dipolare dhe karakteri jonik në përqindje

Një lidhje polare ka moment dipolar μ = Qr, madhësia e ngarkesës së ndarë herë distanca midis ngarkesave. Momentet dipolare zakonisht jepen në debaj: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. Nëse ngarkesa e plotë e një elektroni, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, do të zhvendosej përgjatë 1 Å, momenti dipolar do të ishte 4.803 D. Krahasimi i μ të matur me këtë vlerë plotësisht jonike jep një karakter jonik të përafërt në përqindje, (μ i matur / μ plotësisht jonik) × 100.

Shembull i zgjidhur 1. NIST Chemistry WebBook liston, për H³⁵Cl në fazë gazi, μ = 1.1085 D dhe një gjatësi lidhjeje ekuilibri 1.27455 Å. Një H⁺Cl⁻ plotësisht jonik në atë distancë do të kishte μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D. Karakteri jonik në përqindje është 1.1085/6.122 × 100 = 18.1%. Për HF, me vlerat e WebBook μ = 1.82618 D dhe r = 0.91680 Å, vlera plotësisht jonike është 4.404 D dhe karakteri jonik është 41.5%.

Renditja përputhet me ΔEN (0.9 për HCl, 1.9 për HF), por numrat tregojnë sa larg është edhe një ΔEN i madh nga një transferim i plotë ngarkese. HF është më afër skajit kovalent nga sa sugjeron vetëm ΔEN i tij.

Energjia e rrjetës dhe ligji i Coulomb-it

Një trup i ngurtë jonik mbahet bashkë nga tërheqja midis çdo kationi dhe çdo anioni në kristal. Energjia e tij e rrjetës është energjia e nevojshme për ta ndarë një mol të trupit të ngurtë në jone të gazta. OpenStax e përcakton si pozitive, por disa tekste përdorin procesin e kundërt dhe japin vlera negative, ndaj kontrollo së pari konventën e shenjës.

Sipas ligjit të Coulomb-it, tërheqja rritet me prodhimin e ngarkesave të joneve dhe ulet ndërsa rritet distanca midis joneve. Zakonisht mbizotëron ngarkesa. Seksioni 7.5 i OpenStax liston LiF me 1023 kJ/mol dhe MgO, jonet e të cilit mbartin ngarkesa 2+ dhe 2−, me 3900 kJ/mol, pothuajse katër herë më shumë. Më pas ka rëndësi madhësia: MgF₂ është 2957 kJ/mol dhe MgI₂ është 2327 kJ/mol, sepse joni më i madh jodur i mban ngarkesat më larg.

Shembull i zgjidhur: një cikël Born–Haber për klorurin e natriumit

Energjitë e rrjetës nuk mund të maten drejtpërdrejt, ndaj gjenden me një cikël sipas ligjit të Hess-it. Ndërto NaCl(s) nga elementët e tij me një rrugë të tërthortë, hapat e së cilës janë të gjithë të matshëm, pastaj kërko që ajo rrugë të japë të njëjtin total si reaksioni i drejtpërdrejtë i formimit.

Shembull i zgjidhur 2. Përdor këta hapa. Sublimo natriumin, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, ΔH°f e Na(g) nga Shtojca G e OpenStax. Krijo atome klori, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, ΔH°f e Cl(g). Jonizo natriumin, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, nga vlera e NIST 5.1391 eV. Shto një elektron te klori, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, nga afiniteti elektronik 3.6131 eV në NIST Chemistry WebBook. Në fund, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) çliron energjinë e rrjetës, U.

Reaksioni i përgjithshëm është Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s), me ΔH°f = −411.2 kJ/mol. Pra 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, që jep U = 787.2 kJ/mol. Vëre që jonizimi kërkon më shumë energji nga sa kthen afiniteti elektronik. Pa energjinë e madhe të rrjetës, formimi i NaCl nga elementët e tij nuk do të ishte ekzotermik. Energjitë e publikuara të rrjetës për NaCl ndryshojnë me disa përqind sipas të dhënave dhe metodës së përdorur (OpenStax citon 769 kJ), ndaj krahaso tendencat dhe jo shifrat e fundit.

Vlerësimi i entalpisë së reaksionit nga energjitë e lidhjeve

Për reaksionet në fazë gazi, mund ta vlerësosh ΔH duke numëruar lidhjet: ΔH ≈ Σ(energjitë e lidhjeve të këputura) − Σ(energjitë e lidhjeve të formuara). Energjitë e tabeluara të lidhjeve janë mesatare mbi shumë molekula, ndaj rezultati është vetëm një vlerësim dhe mund të largohet nga vlera e nxjerrë nga entalpitë e formimit me dhjetëra kilozhul.

Shembull i zgjidhur 3. Vlerëso ΔH për C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g). Katër lidhjet C–H të etilenit mbeten, ndaj injoroji. Të këputura: një C=C (611 kJ/mol) dhe një H–H (436 kJ/mol), gjithsej 1047 kJ. Të formuara: një C–C (345 kJ/mol) dhe dy C–H të reja (2 × 415 kJ/mol), gjithsej 1175 kJ. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. Vlera nga entalpitë e formimit, nga Shtojca G, është −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ. Vlerësimi ka shenjën e duhur dhe është brenda rreth 6%.

Keqkuptimet për lidhjet që duhen shmangur

Shumica e gabimeve vijnë nga trajtimi i udhëzimeve të përafërta si rregulla të sakta ose nga përzierja e konventave të shenjës. Këto janë më të zakonshmet.

• Trajtimi i ΔEN = 1.8 si një vijë e mprehtë midis kovalentes dhe jonikes. Shkalla është e vazhdueshme dhe përbërje si HF dhe SiF₄ e shkelin rregullin.
• Ngatërrimi i elektronegativitetit me afinitetin elektronik. Afiniteti elektronik është një energji e matur për një atom të gaztë; elektronegativiteti përshkruan një atom në një lidhje.
• Supozimi se atomi më elektronegativ është gjithmonë jometali që do të prisje. Kontrollo tabelën: në lidhjet B–H dhe Si–H, hidrogjeni është skaji negativ.
• Përmbysja e formulës së energjive të lidhjeve. Ajo është lidhjet e këputura minus lidhjet e formuara, radha e kundërt e formulës me entalpitë e formimit.
• Përzierja e konventave të shenjës për energjinë e rrjetës brenda një cikli Born–Haber.
• Numërimi i një lidhjeje të dyfishtë si dy lidhje të thjeshta. Një lidhje C=C (611 kJ/mol) është më e dobët se dy lidhje C–C (690 kJ/mol).